• Share
  • Email
  • Embed
  • Like
  • Save
  • Private Content
Química genera 3y4 (2)
 

Química genera 3y4 (2)

on

  • 1,873 views

 

Statistics

Views

Total Views
1,873
Views on SlideShare
1,265
Embed Views
608

Actions

Likes
1
Downloads
39
Comments
0

9 Embeds 608

http://labquimicaunefa.blogspot.com 525
http://labquimicaunefa.blogspot.mx 39
http://labquimicaunefa.blogspot.com.es 30
http://www.blogger.com 3
http://www.labquimicaunefa.blogspot.com 3
http://labquimicaunefa.blogspot.ca 3
http://labquimicaunefa.blogspot.com.ar 2
http://labquimicaunefa.blogspot.in 2
http://webcache.googleusercontent.com 1
More...

Accessibility

Categories

Upload Details

Uploaded via as Microsoft PowerPoint

Usage Rights

© All Rights Reserved

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Processing…
Post Comment
Edit your comment

    Química genera 3y4 (2) Química genera 3y4 (2) Presentation Transcript

    • Unidad 3: Enlace Químico Por: Arelis Michinel
    • Enlace QuímicoDefinición:  Capacidad que tienen los átomos para ceder, captar o compartir electrones.  Atracción existente entre los átomos que forman una molécula.Fuerza de enlace: Fuerza que mantiene estable dichaunión.Enlace iónico: Se produce entre iones de signoopuesto, que son atraídos entre sí por fuerzas de carácterelectrostático (enlace iónico). Característico de lassustancias inorgánicas. Na: 1s22s22p63s1 Cl: 1s22s22p63s23p5
    • Compuestos iónicos: Propiedades generales Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición (comp. con los orgánicos) En estado fundido o en disolución, son buenos conductores eléctricos. Son frágiles. No se disuelven en disolventes no polares, son solubles en disolventes polares . catión anión Enlace iónico de NaCl
    • Enlace covalente Un enlace químico que se establece entre dos átomos que comparten sus electrones. Estructura de Lewis: Es la representación del enlace covalente , donde el par de electrones compartidos se indica con líneas o como pares de puntos entre dos átomos , y los pares libres no compartidos se indican como pares de puntos de los átomos individuales.
    • Regla del octeto Un átomo diferente de hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho (8) electrones de valencia. Es decir, se forma un enlace covalente cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individual complete su octeto. Principalmente se cumple para los elementos del segundo período. Tipos de enlace covalente:  Enlace sencillo.  Enlaces múltiples:  Enlace doble  Enlace triple
    • Enlace covalenteEnlace covalente Polar: los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que del otro (Electronegatividad: capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico). El grado de polaridad de una molécula se conoce con el nombre de: Momento Dipolar.Enlace covalente No Polar: los electrones se encuentran compartidos por igual, es decir, se comparten en forma equitativa
    • Compuestos covalentes: Propiedades generales El enlace es muy fuerte. Son gases y líquidos a temperatura ambiente (únicamente son sólidas si sus moléculas constan de numerosos átomos). No son conductores del calor ni de la electricidad. Generalmente son solubles en disolventes no polares. Los puntos de ebullición son menores que los de enlace iónico.
    • Energía de enlaceCambio de entalpía necesario para romper un enlace específico en un mol de moléculas gaseosas.Un mol es una cantidad colectiva que nos representa un conjunto de 6,02*1023 elementos, unidades
    • Aplicación en termoquímica
    • Otros tipos de enlaceEnlace metálico: Los átomos metálicos tienden a ceder sus electrones de la capa de valencia para convertirse en iones positivos. Para ello, se forman enlaces covalentes resonantes entre átomos próximos que se orientan formando una estructura cristalina, inmersa en una nube de electrones que mantiene la neutralidad del conjunto.
    • Continuación……. El resultado de esa unión se denomina aleación o empaquetamiento geométrico, como en el caso de las uniones: Cu, Ag, Au, Cr y Pt.
    • Tipos de enlace Puente de Hidrógeno: el no solo se produce entre átomos, sino también se realiza, aunque más débilmente entre moléculas. Propiedades:  se encuentran en los gases como el fluoruro de hidrógeno, líquidos como el agua y sólidos como el hielo. Tienen los puntos de fusión anormalmente elevados
    • ¿Cuál es la causa del enlace de hidrógeno? Cuando un átomo de hidrógeno esta unido a otro muy electronegativo, aquel participa tan poco del par de electrones compartidos que viene a ser casi un “protón desnudo” y como tal, suceptible de ser atraído por otro átomo electronegativo. El átomo de hidrógeno actúa, por decirlo así, como un puente entre dos átomos altamente electro negativos,
    • Fuerzas Intermoleculares Dipolo - dipolo: Esta es la interacción de un extremo positivo de una molécula polar por el extremo negativo de otra molécla polar. (Ejemplo: Cloruro de hidrógeno). Fuerzas de Van der Waals: fuerzas entre moléculas de elementos no polares. La distribución es simétrica, por lo cuál no hay momento dipolar, sin embargo ya que los electrones se estan moviendo en cualquier instante, la distribución se puede alterar, y se creara un pequeño momento dipolar instantáneo.
    • Fuerzas IntermolecularesEste dipolo momentáneo afectaría a ladistribución electrónica de la molécula vecina. Elextremo negativo del dipolo tiende a repelerelectrones y el positivo a atraer electrones; porlo tanto el dipolo instantáneo induce un dipolo yorienta la molécula vecina, ejerciéndose ciertafuerza de atracción.
    • En resumen: Tipos de enlace ENLACE IÓNICO: Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.
    • En resumen: Tipos de enlace ENLACE COVALENTE: Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña.  Enlace covalente apolar: Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace.  Enlace covalente polar: Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales.  Enlace covalente coordinado: Se establece por compartición de electrones entre dos átomos pero un átomo aporta el par de electrones compartidos.
    • Continuación … ENLACE METÁLICO: Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia. PUENTE DE HIDRÓGENO: Es fundamentalmente de naturaleza electrostática. Los dos átomos unidos por intermedio del puente de hidrógeno han de ser, por tanto, muy electronegativos y de volumen pequeño. (b) Ácidos orgánicos/ Alcoholes/ Aldehídos.
    • Definiciones Electrones de valencia: electrones externos de un átomo que se utilizan en los enlaces químicos. Valencia electroquímica: número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ión. Carga Formal: diferencia entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones asignados al átomo en una estructura de Lewis. Resonancia: el uso de dos o más estructuras de Lewis para representar una molécula específica.
    • Escritura de las estructuras de Lewis Es conve-niente practicar la escritura de las estructuras de Lewis de los compuestos. Los pasos básicos son los siguientes:1. Escriba la estructura fundamental del compuesto mediante símbolos químicos para mostrar qué átomos están unidos entre sí. Para compuestos sencillos, esto es relativamente, fácil. Para compuestos complejos, es preciso tener más información o ha-cer predicciones razonables.
    • Escritura de las estructuras de Lewis En general, el átomo menos electronegativo ocupa la posición central. El hidrógeno y el flúor suelen ocupar las posiciones terminales en las estructuras de Lewis.
    • Cont….2. Cuente el número total de electrones de valencia presentes.3. En los aniones poliatómicos, sume el número total de cargas negativas. (Por ejemplo, en el ion CO2-3 se añaden dos electrones porque la carga 2-f indica que hay dos electrones adicionales, además de los que aportan los átomos neutros.).
    • Cont…4) En los cationes poliatómicos se resta el número de cargas positivas del total. (Así, para el NH+4 se resta un electrón porque la carga +1 indica la pérdida de un electrón del grupo de los átomos neutros.)5) Dibuje un enlace covalente sencillo entre el átomo central y cada uno de los átomos que lo rodean. Complete los octetos de los átomos enlazados al átomo central. (Tenga presente que la capa de valencia del átomo de hidrógeno se completa con sólo dos electrones.)
    • Cont…6) Los electrones pertenecientes al átomo central o a los átomos que lo rodean deben quedar representados como pares libres si no participan en el enlace. El número total de electrones empleados es el que se determinó en el paso 2.7) Si no se cumple la regla del octeto para el átomo central, agregue dobles o triples enlaces entre este átomo y los que lo rodean usando los pares libres de estos últimos.
    • Estructura de Lewis
    • EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO El ión incompleto:  BeH2  B y el Al, tienden a formar compuestos en los que sus átomos se rodean de menos de ocho electrones. Moléculas con número impar de electrones: Puesto que se requiere un número par de electrones para completar ocho (NO, NO2). El octeto expandido: los átomos del tercer período de la tabla periódica en adelante forman algunos compuestos en los que hay más de ocho electrones (Ej: S=[Ne]3s23p4, SF6, SCl2)
    • Ejercicio: Dando el siguiente esquema de la Tabla Periódica en forma genérica, en la que las letrasno representan los símbolos de los elementos, encuadre la letra V si la proposición es verdadera y laF si es falsa: a) A y B son elementos no metálicos V - F b) N y E son elementos representativos V - F c) Z pertenece al quinto período V - F d) La electronegatividad de L es menor que la de N V - F e) C es un elemento del segundo grupo V - F f) Los elementos A, D, E, F y G pertenecen al primer período V - F g) Los átomos del elemento L tienen menor electroafinidad que los de A V - F h) El P.I. de F es menor que la de B V – F
    • Continuación…i) Los elementos, L, M y N son gases nobles V - Fj) La electronegatividad de Z es mayor que la de M V - Fk) Los electrones del nivel más externo de C son dosV – Fl) J es un metal V - Fm) C posee tres electrones en el último nivel ocupado V - Fn) W no conduce la corriente eléctrica en estado sólido V - Fo) La electronegatividad de L es mayor que la de K V-Fp) jH e I son no metales V - F
    • Bibliografíawww.cespro.com/Materias/MatContenidos /Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/pe riodicidad_quimica.htm
    • Estequiometría Unidad N° 4
    • Estequiometría Es el estudio cuantitativo de reactivos y productos en una reacción química. En química, la estequiometría (del griego "στοιχειον" = stoicheion (elemento) y "μετρον"=métron, (medida)) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica aunque históricamente fueron enunciadas sin hacer referencia a la composición de la materia según distintas leyes y principios
    • Estequiometría El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762- 1807), en 1792. Escribió: La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados
    • Principio En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: Los reactivos se consumen para dar lugar a los productos. A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos: la ley de conservación de la masa que implica las dos leyes siguientes.
    • Principio La conservación del número de átomos de cada elemento químico. La conservación de la carga total: Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación. Y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.
    • Concepto de mol El mol (símbolo mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades. Cantidad de sustancia que contiene tantas entidades o elementos (átomos, elementos o partículas) como átomos hay exactamente en 12g del isótopo de carbono 12. Este número se denomina número de avogadro y es aceptado como: NA= 6,03*1023. Método del mol: los coeficientes estequiométricos en una reacción se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia.
    • Molécula gramo Cantidad de sustancia química tal que su peso corresponda a su peso molecular expresado en gramos. Muchas veces abreviado como mol. Teniendo en cuenta que las reacciones se producen entre moleculas, se introduce este nuevo concepto.
    • Molécula gramoMolécula-gramo de una sustancia pura es una cantidadde dicha sustancia que numéricamente y en gramos,coincide, con la masa molecular de la misma.-Todas las moleculas-gramo de cualquier sustanciatendrán el mismo número de moléculas.-Este numero se halló posteriormente y se denominónumero de avogadro (NA)= 6,023.10²³-También se puede definir átomo-gramo que es lacantidad de sustancia simple, que numericamente y engramos, coincide con el peso atomico del elemento.
    • Masa molecularEsta dada por la suma de las masas atómicas de todos los átomos que constituyen la molécula. “Indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia.
    • Masa atómica-Peso atómico Es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (u.m.a) Una masa atómica se define como una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono- 12. (Unidad es g/mol).
    • Masa atómica-Peso atómico masa atómica es la masa de un átomo en reposo, la unidad SI en la que se suele expresar es la unidad de masa atómica unificada. La masa atómica puede ser considerada como la masa total de los protones y neutrones en un átomo único en estado de reposo.
    • Fórmula molecularIndica el número de átomos contenidos en una molécula de una sustancia molecular.Los elementos y los compuestos pueden representarse mediante fórmulas moleculares.
    • Formulación QuímicaEs la encargada de regular las convenciones aemplear en la utilización de fórmulas químicas.Una fórmula química se compone de símbolos ysubíndices, correspondiéndose los símbolos conlos de los elementos que formen el compuestoquímica a formular y los subíndices con lasnecesidades de átomos de dichos elementospara alcanzar la estabilidad química.
    • Formulación QuímicaEjemplo:Así, sabemos que una molécula descrita por lafórmula H2SO4 posee dos átomos de Hidrógeno,un átomo de Azufre y 4 átomos de Oxígeno.
    • Fórmulas Químicas Fórmula química Es la representación simbólica de las formas arbitrarias que adoptan los elementos para formar una molécula. Dependiendo del contexto en el que se use, una fórmula química puede tener diferentes significados, ya sea a una entidad química individual (átomo, molécula, ión o unidad fórmula) o a un mol de dicha unidad. La fórmula empírica (FE): es una expresión o forma que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Puede coincidir o no con la formula molecular, que indica el número de átomos presentes en la molécula.
    • Fórmulas Químicas Fórmula molecular (FM): Indica las proporciones fijas de cada uno de los elementos. En muchos casos, ésta es igual a la (FE), de lo contrario será entonces un múltiplo de la misma. La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, por lo que su fórmula molecular es H2O, coincidiendo con su fórmula empírica. Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por dos átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular será C2H6 y su fórmula empírica CH3. Algunos compuestos, como el cloruro de sodio o sal común, carecen de entidades moleculares y sólo es posible hablar de fórmula empírica: NaCl.
    • Reacción química Una reacción química (o cambio químico) es todo proceso químico en el que una o más sustancias (reactivos o reactantes) sufren transformaciones químicas para convertirse en otra u otras (productos). Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química.
    • Reacción química Determinadas cantidades del producto permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total. Los tipos de reacciones inorgánicas son: Ácido-base (Neutralización), Combustión, Solubilización, Oxido-reducción y Precipitación.
    • Clases de Reaccionesa) De combinación: Se lleva a cabo cuando se forma unasustancia compuesta a partir de dos o más sustanciasreaccionantes.b) De descomposición: Se da cuando un sustancia, alreaccionar, se divide en dos o más sustancias distintas (inversaa la reacción de combinación).c) De desplazamiento: Es aquella en donde un elementoreacciona con un compuesto para ocupar un lugar de uno de loselementos de ese compuesto, es decir, se forma un compuestodiferente, ya que éste desplaza uno de los elementos que loconstituyen por otro elemento nuevo con el que reacciona.
    • Clases de Reaccionesd) De doble descomposición: Es en la que dos compuestointercambian entre sí parejas de elementos para producircompuestos distintos.Las reacciones químicas también se pueden distinguir segúnsu capacidad de desprender o absorber calor; las reaccionesexotérmicas liberan calor como producto de la reacción,mientras que las reacciones endotérmicas absorben calormediante la interacción de los reaccionantes.
    • El balance de las ecuaciones químicas 1. Se escribe la reacción química en la forma habitual: reactivos y productos. 2. Se cuenta el número de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación. Si son iguales para cada uno de los elementos presentes, la ecuación está ajustada.
    • El balance de las ecuaciones químicas 3. Si no es así, será preciso multiplicar las fórmulas de los reactivos y productos por ciertos coeficientes tales que produzcan la igualdad numérica deseada. Primero el H y el O. La búsqueda de este conjunto de coeficientes puede hacerse mediante tanteos. No obstante, este procedimiento de ensayo y error no siempre es efectivo y puede ser sustituido por otro más sistemático, que equivale a plantear un sistema de ecuaciones con dichos coeficientes como incógnitas.
    • El balance de las ecuaciones químicasEstos serían los pasos a seguir: a) Se fijan unos coeficientes genéricos a, b,c, d. b) Se impone la ley de conservación de la masa a nivel atómico, para lo cual se iguala, para cada elemento diferente, el producto de su subíndice por su coeficiente,en ambos miembros de la ecuación química: Se resuelve el sistema. Si una vez resuelto el sistema, los coeficientes resultantes fueran fraccionarios, se convierten en enteros multiplicando todos ellos por su mínimo común denominador. Se sustituyen los valores en la ecuación de partida y se comprueba que el ajuste es correcto mediante el correspondiente recuento de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación química.
    • El balance de materia en las reacciones químicasOtra forma de resolver:1) Es preciso multiplicar las fórmulas de los reactivos y productos por ciertos coeficientes tales que produzcan la igualdad numérica deseada. Primero el H y el O. A continuación se buscan los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación pero con diferente número de átomos.
    • El balance de materia en las reacciones químicas2) Se hace el balance de estos elementos. Después se hace el balance de los elementos que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación.3) Se verifica la ecuación obtenida para asegurarse de que hay el mismo número total de cada tipo de átomos en ambos lados de la ecuación.
    • Cantidades de reactivos y productos1) Escribir las fórmulas correctas para todos los reactivos y productos y hacer el balance de la ecuación resultante.2) Convertir en moles las cantidades de algunas o de todas las sustancias conocidas.3) Utilizar los coeficientes de la ecuación balanceada para calcular el número de moles de las cantidades buscadas o desconocidas en el problema.
    • Cantidades de reactivos y productos3) Utilizar los números calculados de moles y de las masas molares y convertir las cantidades desconocidas en las unidades que requieran.4) Verifique que la respuesta sea razonable en medios físicos.
    • Reacción química Reactivo limitante Es aquel reactivo concreto de entre los que participan en una reacción cuya cantidad determina la cantidad máxima de producto que puede formarse en la reacción. Reactivos en excesos Son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante. Proporción de reacción Cantidades relativas de reactivos y productos que intervienen en una reacción. Esta proporción puede expresarse en moles, milimoles o masas. Rendimiento real Cantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una reacción dada. Compárese con rendimiento teórico.
    • Reacción química Rendimiento teórico Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir de determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el reactivo limitante se consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente el producto. Compárese con rendimiento. Rendimiento porcentual Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento teórico. Porcentaje de pureza El porcentaje de un compuesto o elemento específico en una muestra impura. Modificaciones alotrópicas (alótropos) Formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado físico.
    • Reacción química Calor de reacción Es la cantidad de energía térmica producida en una reacción; se mide en la mayoría de los casos en kilojoules o kilocalorías. La energía es la capacidad que tiene un cuerpo para realizar un trabajo, cuando ésta se desprende en forma de luz y calor se dice que ha ocurrido una combustión. Para que la combustión se ponga en marcha debe estar presente un "chispa" llamada energía de activación, la cual se mide calculando la cantidad de energía que se debe suministrar para iniciar la reacción.
    • Reacción química Relación Molar: Es el cociente entre el número de moles de cualquier par de especies implicadas en una reacción química; sirve como factor de conversión para pasar del número de moles de una sustancia al número correspondiente de otra en una reacción química .
    • Composición porcentual de un elemento La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%. Composición %=
    • Composición porcentual de un elemento Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H2O2 es 34.02g, de H es 1.008g y de O es 16g. La composición porcentual de H2O2 se calcula de la siguiente forma: La suma de los porcentajes es 99.99%. La poca diferencia al 100% es debido al redondeo de las masas molares de los dos elementos.
    • Estequiometría de reacciones en solución acuosa Molaridad La molaridad (M) es el número de moles de soluto por litro de solución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de solución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar una solución de esta concentración normalmente se disuelve primero el soluto en un volumen menor, por ejemplo 30 mL, y se traslada esa disolución a un matraz aforado, para después enrasarlo con más disolvente hasta los 1000 mL.
    • Estequiometría de reacciones en solución acuosaEs el método más común de expresar la concentraciónen química sobre todo cuando se trabaja con reaccionesquímicas y relaciones estequiométricas. Sin embargoeste proceso, tiene el inconveniente de que el volumencambia con la temperatura.Se representa también como: M=n/v En donde "n" sonlos moles de soluto y "v" es el volumen de la disoluciónexpresado en litros (L).
    • MolalidadLa molalidad (m) es el número de moles de soluto porkilogramo de disolvente. Para preparar disoluciones deuna determinada molalidad en un disolvente, no seemplea un matraz aforado como en el caso de lamolaridad, sino que se puede hacer en un vaso deprecipitado y pesando con una balanza analítica, previopeso del vaso vacío para poderle restar elcorrespondiente valor.
    • Molalidad La principal ventaja de este método de medida respecto a la molaridad es que como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión, cuando éstas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la molalidad no está en función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión, y puede medirse con mayor precisión. Es menos empleada que la molaridad pero igual de importante.
    • Porcentaje por masa Es la masa de soluto por cada 100 gramos de disolución. El porcentaje en masa se define como los gramos de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 gramos de disolución: Ejemplo: Si se disuelven 20 gramos de azúcar en 80 ml de agua, el porcentaje en peso será: % masa = 100•20/(80+20)=20%
    • Porcentaje por volumen Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen. Se suele usar para mezclas gaseosas en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el soluto en el volumen total de la disolución. Suele expresarse como volumen de soluto/100 volúmenes de solución, o simplificadamente como «% v/v» El porcentaje en volumen se calcula de forma similar al porcentaje en masa, pero empleando volúmenes en lugar de masas, evidentemente se suele utilizar para líquidos o gases: Ejemplo: si se tiene una disolución del 20% en volumen (habitualmente 20%v) de alcohol en agua quiere decir que se tienen 20ml de alcohol por cada 100ml de disolución.
    • FormalidadLa formalidad (F) es el número de peso- fórmula-gramo por litro de solución. F = # PFG / volumen (litro solución)El número de peso-fórmula-gramo tiene unidad de g / PFG.
    • NormalidadLa normalidad (N) es el número deequivalentes (n) de soluto (sto) por litro dedisolución (sc).El número de equivalentes se calcula dividiendola masa total sobre la masa de un equivalente: n= m / meq. O bien, como el producto de la masatotal y la cantidad de equivalentes por mol,dividido sobre la masa molar.
    • Fracción molarLa fracción molar es una unidad química paraexpresar la concentración de soluto en unadisolución. Nos expresa la proporción en que seencuentran losmoles de soluto con respecto a losmoles totales de disolución, que se calculan sumandolos moles de soluto y de disolvente. Para calcular lafracción molar de una mezcla homogénea, se empleala siguiente expresión:
    • Fracción molar Cabe notar que en los gases ideales la variación del volumen será proporcional para cada uno de los solutos, y por lo tanto también para la solución. De esta manera hay una relación directa entre las fracciones molares y los volúmenes parciales. Por ejemplo, en una mezcla binaria de 6 moles de etanol y 4 moles de agua, lo que da un total de 10 moles, la fracción molar del etanol es de 6/10 = 0,6; mientras que la fracción molar del agua es 4/10 = 0,4. Todas las fracciones molares de una disolución serán siempre menores que 1, y la suma de éstas dará como resultado 1.
    • REACCIONES DE OXIDO – REDUCCION Las reacciones de óxido – reducción o REDOX son aquellas donde está involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo determinado, cuando este átomo o el compuesto del cual forma parte se transforma desde un estado inicial a otro final. Las reacciones de oxido-reducción, se llevan a cabo con la transferencia de electrones desde un donador electrónico (reductor) a un aceptor electrónico (oxidante).
    • Reglas para asignar NÚMEROS DE OXIDACIÓN Para asignar números de oxidación, deben tenerse presentes las siguientes reglas: 1º) El Nº de oxidación de un elemento sin combinar es cero. También entran en esta categoria las moléculas simples o diatómicas. 2º) El Nº de oxidación del Hidrógeno combinado es 1+ Excepto en los hidruros, donde su Nº de oxidación es 1- 3º) El Nº de oxidación del Oxígeno combinado es 2- Excepto en los peróxidos, donde su Nº de oxidación es 1- 4º) El Nº de oxidación en los elementos Metálicos, cuando están combinados es siempre Positivo y numéricamente igual a la carga del Ion.
    • Reglas para asignar NÚMEROS DE OXIDACIÓN Para asignar números de oxidación, deben tenerse presentes las siguientes reglas: 5º) El Nº de oxidación de los Halógenos en los Hidrácidos y sus respectivas Sales es 1- En cambio el Nº de oxidación del Azufre en su Hidrácido y respectivas Sales es 2 - 6º) El Nº de oxidación de una molécula es CERO: Se calcula primero multiplicando la cantidad de átomos de cada elemento por su respectivo Nº de oxidación, y sumando ambos resultados, dicha suma debe ser igual a cero.
    • Métodos de ajustes de las reacciones Redox Ajuste de ecuaciones redox por el método del ión-electrón.1) Identificar los átomos que cambian su E.O..2) Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos.3) Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan.
    • Métodos de ajustes de las reacciones Redox4. Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox.
    • Ajuste Redox en medio ácido En medio ácido los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua (los que se ganen en la oxidación provienen del agua). Los átomos de H provienen del ácido.1) Identificar los átomos que cambian su E.O.:2) Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos.
    • Ajuste Redox en medio ácido3) Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan.4) Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:
    • Ajuste redox en medio básico En medio básico los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierden en la reducción) provienen de los OH– (en doble número), formándose o necesitándose tantas moléculas de H2O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan, respectivamente.1) Identificar los átomos que cambian su E.O.:2) Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos.
    • Ajuste redox en medio básico3) Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones,4) Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción Redox (se obtienen por tanteo).